2 . 甲醇(CH₃OH)是重要的能源物质，研究甲醇具有重要意义。
(1)，燃烧热分别和，则与反应生成和热化学反应方程式：___________。
(2)利用工业废气中的CO₂可制取甲醇，其反应为：常温常压下已知下列反应的能量变化如图1所示：

写出由二氧化碳和氢气制备甲醇的热化学方程式：___________。
(3)①为提高甲醇燃料的利用率，科学家发明了一种燃料电池，电池的一个电极通入空气，另一个电极通入甲醇气体，电解质是掺入了的晶体，在高温下它能传导离子。电池工作时正极反应式为___________。
②若以该电池为电源，用石墨做电极电解100mL含有如下离子的溶液。

离子	铜离子	氢离子	氯离子	硫酸根离子
	1	4	4	1

电解一段时间后，当两极收集到相同体积(相同条件)的气体时(忽略溶液体积的变化及电极产物可能存在的溶解现象)；阳极上收集到氧气的物质的量为___________mol。
(4)甲醇对水质会造成一定的污染，有一种电化学法可消除这种污染，其原理是：通电后将氧化成，然后以作氧化剂把水中的甲醇氧化成而净化。实验室用图2装置模拟上述过程：

写出阳极电极反应式：___________。

3 . 甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料。利用合成气(主要成分为CO、和)在催化剂作用下可合成甲醇，发生的主要反应如下：
Ⅰ．    kJ⋅mol；
Ⅱ．    kJ⋅mol；
Ⅲ．    kJ⋅mol。
(1)___________。
(2)将2.0 mol 和3.0 mol 通入容积为3 L的恒容密闭容器中，在一定条件下发生反应Ⅱ，测得的平衡转化率与温度的关系如图所示。

①100℃时反应达到平衡所需的时间为5 min，则反应从起始至5 min内，用表示该反应的平均反应速率为___________；平衡后向容器中再通入3 mol Ar，平衡___________(填“正向”“逆向”或“不”)移动。
②100℃时，反应Ⅱ的平衡常数___________。
③若改变条件使平衡常数增大，则从改变条件至再次平衡正反应速率的变化为___________。
(3)甲醇会对水质造成一定的污染，有一种电化学法可消除稀硫酸和甲醇这种污染，其原理如下：通电后，将氧化成，下图然后以作氧化剂，将水中的甲醇氧化成而净化。实验室用如图装置模拟上述过程。

①写出阳极的电极反应式：___________。
②写出除去甲醇的离子方程式：___________。

5 . A.为探究碳酸钠、碳酸氢钠分别与稀盐酸反应的热效应，某化学兴趣小组进行如下实验。
查阅资料：反应Ⅰ：   ；
反应Ⅱ：   
(1)反应Ⅲ：向碳酸钠溶液中滴加少量盐酸生成碳酸氢钠的离子反应的热化学方程式为___________。
(2)向碳酸钠溶液中，逐滴加入稀盐酸。下列图象中，能正确表示该反应过程中的能量变化的是___________(填标号)。

A．

B．

C．

D．

B.实验探究：按表格所示用量，在量热器中将相应试剂混合后测定温度，验证碳酸钠、碳酸氢钠分别与稀盐酸反应的热效应。

表格1：

试剂1	试剂2	试剂1和试剂2混合后温度
	19.0℃的40 mL HCl	21.7℃
	19.0℃的40 mL HCl	18.1℃

表格2：

试剂1	试剂2	试剂1溶解于试剂2后的温度	静置后混合液的温度	试剂3	静置后混合液再加入试剂3后的温度
	19.0℃的	22.3℃	19.0℃	19.0℃的10 mL HCl	20.5℃
	19.0℃的	17.5℃	19.0℃	19.0℃的10 mL HCl	18.3℃

表格3：

试剂1	试剂2	试剂1溶解于试剂2后的温度	静置后混合液的温度	试剂3	静置后混合液再加入试剂3后的温度
	19.0℃的	22.3℃	19.0℃	19.0℃的	19.0℃
	19.0℃的	17.5℃	19.0℃	19.0℃的	19.0℃

(3)表格1实验___________(填“能”或“否”)验证 ，   。
(4)实验中玻璃搅拌器的使用方法是___________。(填标号)
A．顺时针搅拌       B．逆时针搅拌       C．上下拉动
(5)进行表格3操作的目的是___________。
(6)结合实验探究所得的结论进行分析判断。
反应Ⅳ：   ；
反应Ⅴ：   
则___________(填“>”、“<”或“=”，下同)，___________。

6 . 甲醇制烯烃(MTO)是煤制烯烃工艺路线的核心技术。煤制烯烃主要包括煤的气化、液化、烯烃化三个阶段。
(1)煤的液化发生的主要反应之一为    kJ⋅mol，在不同温度下，K(500°C)(mol⋅L)，K(700°C)(mol⋅L)。
①___________0(填“>”、“<”、“=”)。
②若反应在容积为2L的密闭容器中进行，500℃测得某一时刻体系内、CO、物质的量分别为2 mol、1 mol、3 mol，则此时生成的速率___________消耗的速率(填“>”、“<”、“=”)。
(2)通过研究外界条件对反应的影响，尽可能提高甲醇生成乙烯或丙烯的产率。
甲醇制烯烃的主要反应有：
Ⅰ．    kJ⋅mol
Ⅱ．    kJ⋅mol
Ⅲ．    kJ⋅mol
①转化为的热化学方程式为Ⅳ：   ___________。
②加入作为稀释剂，反应Ⅰ中的产率将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)为研究不同条件对反应的影响，测得不同温度下平衡时、和的物质的量分数变化，如图所示：

①随着温度的升高，的物质的量分数呈现先增大后减小的趋势。温度高于400℃时，原因是___________。
②体系总压为0.1 MPa，400℃时反应Ⅳ的平衡常数___________。

8 . 近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如图：

(1)反应I：
反应Ⅲ：
①反应I在_______ (填“高温”“低温”“任何温度”)条件下易自发进行。
②反应Ⅱ的热化学方程式：_______。
(2)可以作为水溶液中歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将ⅱ补充完整。
i．
ⅱ．______________+_______
(3)探究(2)中i、ii反应速率与歧化反应速率的关系，实验如下：分别将饱和溶液加入到下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：易溶解在溶液中)

	A	B	C	D
试剂组成
实验现象	溶液变黄，一段时间后出现浑浊	溶液变黄，出现浑浊较A快	无明显现象	溶液由棕褐色很快褪色变成黄色，出现浑浊较A快

①B是A的对比实验，则_______。
②比较A、B、C，可得出的结论是_______。
③实验表明，SO₂的歧化反应速率D>A，结合i、ii反应速率解释原因_______。

9 . 如图是煤的综合利用过程中化工产业链的一部分。

依题意回答下列问题：
(1)煤的气化发生的主要反应是：C(s)+H₂O(g)=CO(g)+H₂(g)
①已知：C(s)+O₂(g)=CO₂(g)     ΔH= ̶393.0kJ·mol^-1
H₂(g)+O₂(g)=H₂O(g)   ΔH= ̶242.0kJ·mol^-1
CO(g)+O₂(g)=CO₂(g)   ΔH= ̶283.0kJ·mol^-1
煤气化时发生主要反应的热化学方程式是：C(s)+H₂O(g)=CO(g)+H₂(g)   ∆H=_______kJ·mol^-1
②298K时，0.5mol液态CH₃OH完全燃烧生成二氧化碳和液态水，放出362.8kJ的热量。写出表示CH₃OH摩尔燃烧焓的热化学方程式：_______。
(2)在一密闭容器中发生反应：N₂(g)+3H₂(g)⇌2NH₃(g)       ΔH= ̶92.4kJ·mol^-1达到平衡后，只改变某一个条件时，反应速率与反应时间的关系如图所示。

①判断t₁、t₄时刻分别改变的一个条件。
A．增大压强   B．减小压强   C．升高温度   D．降低温度　E．加催化剂　F．充入氮气
t₁时刻_______； t₄时刻_______。
②依据①中的结论，下列时间段中，氨的百分含量最高的是_______。
A．t₀～t₁　B．t₂～t₃　C．t₃～t₄　D．t₅～t₆
(3)某温度时合成甲醇的反应：CO(g)+2H₂(g)⇌CH₃OH(g)   ΔH=   ̶ 90.8 kJ·mol^-1，在容积固定的密闭容器中，各物质的浓度如下表所示：

浓度 时间	c(CO)/mol•L-1	c(H2)/mol•L-1	c(CH3OH)/mol•L-1
0	1.0	1.8	0
2min	0.5	c	0.5
4min	0.4	0.6	0.6
6min	0.4	0.6	0.6

①前2min的反应速率υ(H₂) = _______。
②该温度下的平衡常数为_______(可用分数表示)。